Tablice

15 12 2011

Na maturze z chemii, zarówno na poziomie podstawowym jak i rozszerzonym, możesz korzystać z zestawu tablic chemicznych oraz kalkulatora prostego. Tablice te wyglądają dokładnie tak:

Większy rozmiar tablic: LINK

Większy rozmiar tablic: LINK

Masz tutaj układ okresowy pierwiastków chemicznych, tabelę elektroujemności wg Paulinga, rozpuszczalność soli i wodorotlenków, szereg elektrochemiczny oraz stałe dysocjacji.

Radzę przed maturą zapoznać się z takim układem, a najlepiej pracować tylko na nim. Jest on przyjemny i przejrzysty sięc myślę, że nie powinieneś mieć z tym problemów. :)





Próbna matura z OPERONEM

14 12 2011

Niecały miesiąc temu przyszłoroczni maturzyści mieli okazję napisać pierwszą oficjalną próbną maturę.

Egzaminy były układane przez wydawnictwo OPERON.

Wszystkie arkusze oraz klucze odpowiedzi znajdziesz tutaj:

LINK

Przeglądając je skupiałam się jedynie na biologii, chemii oraz matematyce. Jak dla mnie matematyka niczym nie zaskoczyła. Egzamin na poziomie podstawowym był bardzo prosty. Jestem pewna, że ten w maju będzie nieco na wyższym poziomie. Jeżeli chodzi o chemię, zadania z poziomu rozszerzonego również nie były strasznie trudne, ani zaskakujące. Jednak biologia… Już pierwsze zadanie wzbudziło we mnie pewien niepokój… Bo czy kierowanie do maturzysty pytania o rolę kwasu, która do końca nie została odkryta jest w porządku? Raczej wątpię… Matura z tego przedmiotu zarówno na podstawie jak i na rozszerzeniu była trudna, nawet bardzo. Więc wyniki nie powinny niepokoić. Co więcej był to jeden z najtrudniejszych arkuszy na jakie się napotkałam, a widziałam ich na prawdę wiele. Jednak Operon jak to Operon… Nic więcej nie będę mówić.

Kolejna próbna matura już w styczniu. Powodzenia :)





6.

16 11 2011

Zanim zajmiemy się pojęciem mola musisz wiedzieć czym jest LICZBA AVOGADRA .

Jest to wartość to 6,02*1023  elementów. Oznacza się ją symbolem NA.  Określił ją chemik Avogadro, stąd też jej nazwa.

Przejdźmy teraz do mola.

Mol jest to ustalona jednostka liczności materii. Molem można określić ilość cząsteczek, cząstek, nawet bakterii czy wirusów.

1 MOL zawiera NA elementów materii – 6,02*1023 sztuk.

To jednak tylko mało mówiąca definicja.

Podam Ci teraz kilka analogii – Idziesz na targ i prosisz o tuzin jajek, sprzedawca od razu podaje Ci jedno pudełko, w którym jest 12 jajek. Ty płacisz i idziesz dalej. Jednym słowem szybka transakcja. Pomyśl o ile więcej czasu zajęłoby sprzedawcy odliczanie za każdym razem 12 jajek. Tak ma on je popakowane po tuzin.

Jest to najprostsza analogia do mola. Tak jak tuzin ma 12 sztuk, tak mol ma 6,02*1023 .

Po co chemikom takie określenie? Po pierwsze musisz być świadom tego, że taka sama MASA różnych substancji zawiera INNĄ ILOŚĆ sztuk.

Logiczne jest, że kilo grochu zawiera więcej sztuk niż kilo ziemniaków. Tak samo jest świecie chemii. 1 gram wodoru ma więcej atomów niż 1 gram 3-metylopent-2-enu.

Wprowadzenie mola ułatwia więc liczenia, bo niezależnie od warunków 1 MOL TO ZAWSZE TYLE SAMO SZTUK.

Więc 1 mol wodoru to tyle samo cząsteczek co 1 mol 3-metylopent-2-enu.
Jak korzystać z mola?

  • 1 mol Na2SO4 zawiera 2 mole Na, 1 mol S oraz 4 mole tlenu.
  • 3 mole Ca(HCO3)2 to 3 mole Ca, 6 moli H, 6 moli C oraz 18 moli O.

Teraz policz, ile ATOMÓW azotu znajduje się w 4 molach tlenku azotu (V)

W jednym molu N2O5 znajduje się 8 moli azotu. Tak więc w 4 molach N2O5 jest 8 MOLI azotu.

Jeżeli mamy 8 moli azotu, a jeden mol to 6,02*1023  elementów, to nasz 8 moli zawiera 8*6,02*1023  atomów azotu. Czyli 4,816*1024  .

 

 

 

 

 

 



 





5.

16 11 2011

Mapa myśli przedstawiająca podział podstawowych związków nieorganicznych. Kliknij na obrazek aby powiększyć. :)





4.

14 11 2011

Weźmy przykład, który zobrazuje nam o co w ogóle chodzi:

(kliknij w obrazek, aby powiększyć)

Synteza węglowodanów polega na łączeniu krótszych łańcuchów węglowych w dłuższe. Wszystko odbywa się w obecności eteru, który jest katalizatorem reakcji.

Aby połączyć ze sobą 2 łańcuchy potrzebujemy takich cząsteczek, które mają przynajmniej przy jednym węglu chlor, jod lub brom. Reakcję przeprowadzany z sodem.

Jak widać na rysunku atomy wiązania z atomami chloru zostają zerwane, co za tym idzie powstaje długi łańcuch węglowy oraz chlorek sodu.

Reakcji uległ 1-chloropropan oraz 1-chloropentan. Jeżeli poddamy tej reakcji właśnie takie związki to możemy otrzymać kilka różnych produktów. Na rysunku numer 1 otrzymaliśmy n-oktan, jednak możemy otrzymać także n-dekan oraz n-heksan. Popatrz:

(kliknij w obrazek, aby powiększyć)

Teraz popatrz na taki przykład:

Jak widzisz mamy przedstawiony 1-chloropentan. W obecności eteru reaguje on z sodem dając cyklopentan.

Więc z jednej cząsteczki węglowodoru powstaje również jedna cząsteczka, jednak mechanizm działania jest taki sam jak przy syntezie węglowodorów, zwanej SYNTEZĄ WURTZA.





3.

14 11 2011

Reakcja substytucji wolnorodnikowej dotyczy szeregu homologicznego alkanów.

Zachodzi ona etapowo.

Pierwszym etapem jest INICJACJA.

Jeżeli reakcja ma zachodzić w obecności wolnych rodników, to najpierw takowe muszą powstać. To właśnie dzieje się podczas inicjacji. Jednak czym są te wolne rodniki?

Wolny rodnik to atom, grupa atomów, z niesparowanym elektronem, jest to kompleks nietrwały.

Aby powstały wolne rodniki potrzebna jest energia, dlatego reakcja substytucji przebiega w obecności światła.

Po dostarczeniu energii (energia świetlna) cząsteczka chloru rozpada się tworząc 2 wolne rodniki. Ważne jest, że energia wolnego rodnika chloru jest większa niż energia pojedynczego atomu, dlatego będą one chętniej reagowały.

W alkanach wszystkie wiązania to wiązania sigma, więc są trwałe, dlatego nie reagują one chętnie. Wyjątkami są substytucja oraz spalanie.

Drugi etap to REACKJA.

Na schemacie mamy metan, zbliża się do niego wolny rodnik. Wiązanie między jednym z wodorów zostaje zerwane, powstaje cząsteczka HCl oraz wolny rodnik – metan, który posiada niesparowany elektron.

Następnie taki rodnik napotyka cząsteczkę chloru:

Następuje rozerwanie wiązania w cząsteczce chloru, oraz powstanie wolnego rodnika. Za to metan już nie jest wolnym rodnikiem, przyłącza się do niego atom chloru.

Cała reakcja zachodzi etapami:

Jednak jej przebieg można zapisać:

Trzeci etap to ZAKOŃCZENIE.

Inaczej rekombinacja rodników.

Następuje wtedy kiedy „skończą się rodniki”. To dzieje się, gdy dwa rodniki spotkają się i połączą w cząsteczkę. Na przykład:

lub:

Możliwości jest wiele.

Reakcji substytucji można poddać wszystkie alkany oraz cząsteczkowy jod, chlor, brom, fluor.

Teraz popatrz na przykład:

Jak widać mamy dwie możliwości. Powstanie rodnik z niesparowanym elektronem przy pierwszym lub drugim węglu. Jeden z nich będzie produktem głównym. Który?

Powstanie rodnik bardziej trwały. Jednak który jest bardziej trwały?

Określając to patrzymy na rzędowość węgli. W pierwszym przypadku węgiel jest 2rządowy (łączy się z 2 innymi węglami), a w drugim 1rzędowy. Trwalszy rodnik to ten, którego rzędowość jest wyższa. Czyli w tym przypadku produktem głównym będzie To wszystko :)





2.

14 11 2011

Elektrony znajdujące się w obrębie chmury elektronowej danego atomu można opisać poszczególnymi liczbami kwantowymi:

Główna liczba kwantowa „n”

Kwantuje energię elektronu, określa wielkość orbitalu. Wartości kolejnych liczb głównych to 1,2,3…

Co to znaczy? Im większa liczba główna danego elektronu tym jego orbital jest większy np:

2>1

Zbiór elektronów opisany identycznymi liczbami „n” to tak zwany poziom energetyczny (powłoka elektronowa)

Liczbę elektronów tworzących dany poziom można wyliczyć za pomocą wzoru:

Kolejne poziomy energetyczne oznaczamy za pomocą liter: K, L, , M, N, O, P… (zgodnie z alfabetem)

Weźmy na przykład poziom energetyczny numer 3;  n=3, więc podstawiając do wzoru otrzymujemy:

Licząc po kolei litery alfabetu to trzecia jest M, więc możemy powiedzieć, że na powłoce M znajduje się 18 elektronów.

Poboczna liczba kwantowa „l”

Kwantuje moment pędu elektronu, określa kształt orbitalu.

Wyróżniamy 3 typy orbitali (kształty):

  • S –  Kula, w tym przypadku wartość  l=0

(blok S układu okresowego – litowce i berylowce)

  • P- Obrotowa ósemka, tutaj liczba  l=1

(blok P układu okresowego – grupy od 13 do 18)

Mamy tu 2 możliwości:

D – podwójna ósemka, więc l=2

(blok D układu okresowego – grupy od 3 do 4)

F – tutaj wygląd orbitali jest bardziej skomplikowany, ważne żebyś wiedział, że  l=3

(blok F układu okresowego – grupy podrzędne)

Schemat układu okresowego, podział na bloki energetyczne:

Elektrony opisane identycznymi liczbami n i l tworzą tak zwany podpoziom energetyczny. Liczbę elektronów na podpoziomie opisuje wzór: 

Tak więc gdy liczba l=1 (blok S) to liczba elektronów opisanych identycznymi n i l to 2, więc na poziomie energetycznym s możemy spotkać maksymalnie 2 elektrony:

Kolejno na P to  6

D to 10

F to 14

(każda strzałka to elektron)

Magnetyczna poboczna liczba kwantowa „ml” lub „m”

Kwantuje nurt momentu pędu, określa orientację przestrzenną orbitalu.

Jej wartość jest zależna od wartości „l”

Jeżeli l=1 to ml= -1 lub 0 lub 1

Jeżeli l=2 to ml= -2 lub -1 lub 0 lub 1 lub 2

I tak dalej…

Elektrony opisane identycznymi liczbami „n”, „l” i „ml” nazywa się poziomem orbitalnym.

Liczba poziomów w powłoce :

Spinowa liczba kwantowa „s”

W przypadku elektronów jej wartość to zawsze ½.

Magnetyczna spinowa liczba kwantowa „ms”

Jej wartość to zawsze ½ lub – ½.

Tutaj jeden z elektronów na spin ½, a drugi – ½.

ZAKAZ PAULIEGO

W jednym atomie nie ma dwóch elektronów opisanych tymi samymi liczbami kwantowymi!

Jak opisywać elektrony liczbami kwantowymi?

Weźmy na przykład elektrony walencyjne tlenu.

Konfiguracja atomowa tlenu to: 

A więc tlen ma 6 elektronów walencyjnych.

Najpierw jednak może napiszę jak stworzyć taką konfigurację:

Bierzemy w niej pod uwagę bloku układu okresowego s, p, d, f

Liczbą przed literą określającą blok jest numer okresu:

Litera to oczywiście określenie bloku.

Cyferka z drugiej strony litery to indeks. Określa się go bardzo prosto. Biorąc pod uwagę przykładowy tlen, tworząc taką konfigurację lecimy od początku układu okresowego aż do tlenu.

Podążajmy za czerwoną strzałką.

Najpierw numer okresu

1

Potem literka bloku s

Potem indeks

2

Otrzymaliśmy pierwszą część:

2 to ilość pierwiastków danego bloku w tym okresie, mimo, że widzimy tylko wodór to w tym przypadku bierzemy jeszcze pod uwagę hel.

Kolejny okres to 2 również w bloku s i również 2 pierwiastki :

Potem przechodzimy do bloku P

A więc nadal okres 2 , blok p i indeks liczony do tlenu czyli 4 :

I otrzymaliśmy konfigurację tlenu. Teraz wszystko wydaje się być łatwe, jednak pojawiają się komplikację. Gdy chcemy poznać konfigurację dalszych pierwiastków, wchodząc tym samym na bloki d i f musimy dokonać pewnych zabiegów:

Gdy ustalamy liczbę przed literką bloku d odejmujemy od okresu w którym się znajduje 1, natomiast w przypadku bloku f odejmujemy 2.

Tak więc konfiguracja np. skandu będzie wyglądała następująco:

Gdy mówimy o skróconych konfiguracjach nie bierzemy pod uwagę wszystkich liczb, ale tylko te które występują po najbliższy pierwiastku z grupy 18, tak więc przykładowa konfiguracja skrócona dla pierwiastka z bloku f będzie wyglądała (Cer):

Kolejną komplikacją w pisaniu tej konfiguracji jest tak zwana PROMOCJA. Zjawisko to występuje tylko w przypadku grup 6 i 11 i ma na celu uzyskanie jak najstabilniejszej energetycznie konfiguracji (ogólnie atomy dążą do tego, ale więcej na ten temat przy wiązaniach J)

Wszystkie pierwiastki grupy 6  konfigurację skróconą

Jednak tak zapisane nie jest prawidłowa, a na maturze na pewno nie zostanie uznana. Jakby rozrysować to na krateczkach sytuacja wygląda następująco:

Elektron „przeskakuje”, a konfiguracja wygląda następująco:

W przypadku grupy 11 następuje to samo, a konfiguracja prawidłowa to:

Myślę, że to tyle jeżeli chodzi o konfigurację…

Teraz wracam do poprzedniego punktu jak opisujemy elektrony liczbami kwantowymi?

Tlen ma 6 elektronów walencyjnych a ich konfiguracja wygląda następująco:

Liczbami kwantowymi opiszę2 zaznaczone na czerwono elektrony.

Więc e1

N=2 (liczba przed literką s )

L= 0 (s)

ML =0(zależna od L)

S= ½

MS = ½ (strzałka idzie w górę)

Następnie e2

N=2

L=1 (p)

ML = -1

Dlaczego? Wiesz już że może to być przecież -1 LUB 0 LUB 1

W tym przypadku będzie to -1

Elektron znajduje się w pierwszej kratce. Teraz już rozumiesz?

S= ½

SM = – ½ ( strzałka w dół)

W ten sposób można opisać każdy elektron. W zestawie tym otrzymałeś również dokładny zapis wszystkich elektronów atomu baru.

Na jego podstawie możesz nauczyć się tworzyć konfiguracje i opis kwantowy elektronów dowolnych atomów.

Myślę, że nie muszę pisać tu o tym jak odczytać ile elektronów walencyjnych ma dany atom oraz jak odczytać liczbę powłok z układu okresowego, jeżeli potrzebujesz takich informacji pisz do mnie na e-mail, dostarczę Ci dodatkowych materiałów na ten temat.








Follow

Otrzymuj każdy nowy wpis na swoją skrzynkę e-mail.